Программа и индивидуальные задания по химии для студентов открытого факультета Методические указания icon

Программа и индивидуальные задания по химии для студентов открытого факультета Методические указания


Смотрите также:
Учебно-методический комплекс Рабочая учебная программа Методические указания и индивидуальные...
Учебно-методический комплекс Рабочая учебная программа Методические указания и индивидуальные...
Методические указания к выполнению домашнего задания по курсу химии...
Методические указания...
Учебно-методический комплекс Рабочая учебная программа Методические указания и индивидуальные...
Учебно-методический комплекс Методические указания и индивидуальные задания для студентов очной...
Методические указания и контрольные задания для студентов 5 курса заочного отделения...
Методические указания и индивидуальные задания к модулю 12 Курск 2001...
Программа, методические указания и контрольные задания для студентов ускоренной формы заочного...
Учебно-методический комплекс Рабочая учебная программа Методические указания и индивидуальные...
Учебно-методический комплекс Методические указания и индивидуальные задания для студентов очной...
Программа аудиторных занятий по курсу “Физическая химия” в разделе “Фазовые равновесия”...



Загрузка...
страницы:   1   2   3
скачать


Федеральное агентство по образованию

-----------------------------------------------------

Санкт-Петербургский государственный

электротехнический университет "ЛЭТИ"

-----------------------------------------------------


Программа и индивидуальные задания по химии

для студентов открытого факультета


Методические указания




Санкт-Петербург

Издательство СПбГЭТУ "ЛЭТИ"

2005

УДК 546 (076.1)


Программа и индивидуальные задания по химии для студентов открытого факультета: Методические указания / Сост.: И. В. Дмитриева, О. Л. Байдакова, В. Ф. Иванов. СПб.: Изд-во СПбГЭТУ "ЛЭТИ", 2005. 40 с.


ISBN 5-7629-0610-8




Содержат рабочую программу курса "Химия", указания к решению типовых задач по его основным разделам и задания для самостоятельной работы.

Предназначены для студентов вечерней и заочной форм обучения.


Утверждено

редакционно-издательским советом университета

в качестве методических указаний


 СПбГЭТУ "ЛЭТИ", 2005

ОГЛАВЛЕНИЕ


Введение 3

1. Основные стехиометрические законы химии 4

Индивидуальные задания 6

2. Периодический закон Д. И. Менделеева. Строение атома

и химическая связь. Молекулярное взаимодействие.

Кристаллическое состояние вещества ……….......................................…... 8

Индивидуальные задания 10

3. Основы химической термодинамики и химического равновесия 13

Индивидуальные задания 14

4. Кинетика химических реакций. Катализ 19

Индивидуальные задания 21

5. Основы теории растворов 24

Индивидуальные задания 26

6. Физико-химический анализ 28

7. Основы электрохимии. Коррозия металлов и методы защиты от нее 28

Индивидуальные задания 32

Список рекомендуемой литературы 36

Приложения 37


Редактор Н. В. Лукина


________________________________________________________________

Подписано к печати . Формат 6084 1/16.

Бумага офсетная. Печать офсетная. Гарнитура "Times New Roman".

Печ. л. 2,5. Тираж 400 экз. Заказ .

________________________________________________________________
^

Издательство СПбГЭТУ "ЛЭТИ"


197376, Санкт-Петербург, ул. Проф. Попова, 5

ВВЕДЕНИЕ



В процессе обучения студенты должны:

  1. усвоить теоретические основы строения вещества, зависимость физических и химических свойств веществ от их строения, основные закономерности и направления протекания химических и физико-химических процессов;

  2. уметь использовать теоретические положения курса химии при изучении основ технологических процессов, вопросов конструирования и эксплуатации приборов и аппаратуры;

  3. получить представление о роли химии в различных областях науки и техники.

Основная форма работы студентов вечерней и заочной форм обучения над изучаемым курсом – самостоятельная работа с книгой. Рекомендуемый учебник для подготовки к выполнению индивидуальных заданий – Глинка Н. Л. "Задачи и упражнения по общей химии". Обозначения физико-химических величин, используемые авторами, аналогичны приводимым в указанном источнике. Изучать курс рекомендуется по темам в следующем порядке:

  1. Ознакомиться с требованиями программы по данной теме.

  2. Прочитать разделы рекомендуемых учебно-методических изданий, относящиеся к этой теме. Усвоить теоретические положения, математические зависимости и выводы, а также принципы составления уравнений реакций. Для лучшего запоминания и усвоения изучаемого материала рекомендуется завести рабочую тетрадь и заносить в нее формулировки законов и основных понятий, значения незнакомых терминов, формулы, уравнения реакций и т. п.

  3. Изучив тему, необходимо ответить на вопросы, помещенные в учебнике в конце параграфа или в программе курса, и только после этого переходить к рассмотрению следующей темы. Цель этих вопросов – обратить внимание студентов на наиболее важные положения изучаемых тем и дать им возможность проверить, все ли главное правильно понято и усвоено.

Ответы на контрольные вопросы должны быть ясными, кратко мотивированными, за исключением случаев, для которых суть вопроса не требует мотивировки (например, если требуется уравнять реакцию и т. п.). При решении задач обязательно должны быть приведены весь ход решения и математические преобразования.

В процессе изучения курса студент должен выполнить контрольное задание.

К выполнению контрольного задания следует приступать только после глубокого изучения соответствующего материала по учебнику, разбора упражнений и решения типовых задач, приведенных после программы по отдельным темам.

Контрольная работа должна быть аккуратно оформлена. Условия задач необходимо писать в том порядке, в каком они указаны в задании. Обязательно оставлять поля для замечаний преподавателя.

Если контрольная работа не зачтена преподавателем, необходимо выполнить ее во второй раз, учтя замечания преподавателя, и предъявить на проверку вместе с незачтенной работой.

К сдаче экзамена в период лабораторно-экзаменационной сессии допускаются студенты, которые выполнили контрольную работу и лабораторные работы.

Студент, сдающий экзамен, должен предъявить экзаменатору зачтенную контрольную работу.


^ 1. Основные стехиометрические законы химии


Введение.

Химия как раздел естествознания.

Предмет и содержание курса химии.

Основные газовые законы. Определение молекулярных масс веществ. Атомная и молекулярная массы. Вычисление массы атомов и молекул. Моль. Закон Авогадро. Основные стехиометрические законы. Их современное толкование. Понятие о химическом эквиваленте элементов простых и сложных веществ. Молярная масса эквивалента вещества.


Пример 1. На восстановление 3,6 г оксида двухвалентного металла израсходовано 1,7 л водорода (н. у.). Вычислить молярные массы эквивалента оксида и металла.

Решение. Вычислим молярную массу эквивалента оксида металла (эквивалентную массу оксида металла) по закону химических эквивалентов, который математически может быть выражен следующей зависимостью:

mМеО/ Мeq МеО = mH2/ Мeq H2 ,

где mМеО – масса оксида металла, mH2 – масса водорода, ^ Мeq МеО – молярная масса эквивалента оксида металла, Мeq H2 – молярная масса эквивалента водорода.

Так как водород находится в газообразном состоянии, то mH2/ Мeq H2 нобходимо заменить равным ему отношением VH2/Veq H2 , где VH2 – объем водорода при н. у. Тогда получим:

mМеО/ Мeq МеО = VH2/ Veq H2.

Из полученного уравнения следует:

Мeq МеО = mМеО . Veq H2/ VH2.

Зная, что эквивалентный объем водорода равен 11,2 л/моль, вычислим:

Мeq МеО = 3,6 . 11,2/1,7 = 23,72 г.

Эквивалентная масса кислорода в оксидах равна 8 г/моль, то есть эквивалентная масса металла равна:

^ Мeq Ме = 23,72 – 8 = 15,72 г.


Пример 2. Объемное содержание углекислого газа в воздухе составляет 0,03 % (н. у.). Найти количество (моль) и массу (г) СО2, содержащегося в 0,5 м3 воздуха.

Решение. Объем СО2 в 0,5 м3 воздуха составит

VСО2 = 500 л . 0,03 % / 100 % = 0,15 л.

Согласно следствию из закона Авогадро, при нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л, тогда:

1 моль СО2 занимает объем 22,4 л

х моль ─ 0,15 л

х = 0,15/22,4 = 0,0067 моль СО2

Массу углекислого газа находим по формуле

m = n . M,

где n – количество вещества, М – молярная масса. В результате получаем

m = 0,0067 моль . 44 г/моль = 0,295 г.


Пример 3. Масса колбы вместимостью 750 мл, наполненной при 27 С кислородом, равна 83,3 г. Масса пустой колбы составляет 82,1 г. Определить давление кислорода в колбе.

Решение. Вычислим массу кислорода: m = 83,3 – 82,1 = 1,2 г.

Используя уравнение Менделеева–Клапейрона:

pV = nRT = mRT/M,

где p – давление, кПа; V – объем, л; R – универсальная газовая постоянная, 8,31 Дж/моль.К; Т – температура, К, определяем давление кислорода в колбе:

p = (1,2 г . 8,31 Дж/(моль.К) . 300 К) / (32 г/моль . 0,75 л) = 124,65 кПа.


Индивидуальные задания


1.1. В баллоне вместимостью 20 л находится при 18 С азот под давлением 10,5 МПа. Какой объем (л) и какое количество (моль) азота можно получить из этого баллона при н. у.?

1.2. Температура кислорода, находящегося в баллоне вместимостью 20 л под давлением 14,5 МПа, равна 22 С. Определить:

а) количество кислорода (моль), находящегося в баллоне;

б) предельное значение температуры хранения баллона, если предельное давление баллона составляет 21,0 МПа.

1.3. Рассчитать давление в сосуде емкостью 15 л, в котором содержится 56 г азота при –10 С.

1.4. Олово образует два оксида. Первый содержит 78,8 % (масс.) Sn, а другой 88,2 % (масс.) Sn. Определить молярные массы эквивалента олова в этих соединениях.

1.5. При одинаковых условиях взяты равные массы водорода, сероводорода и аргона. Найти соотношение объемов взятых газов.

1.6. Вычислить массу:

а) 2 л хлороводорода при температуре 20 С и давлении 85 кПа;

б) 1 м3 кислорода при температуре 45 С и давлении 182,5 кПа.

1.7. Вычислить объем:

а) 80 г водорода при температуре 25 С и давлении 30 МПа;

б) 4,5 моль метана при температуре 10 С и давлении 75 кПа.

1.8. Определить объем, занимаемый 14,2 г хлора при температуре 77 С и давлении 290 кПа. Какое количество хлора (моль) соответствует данной массе?

1.9. Бертолетова соль при нагревании разлагается с образованием KCl и О2. Сколько литров кислорода при н. у. можно получить из 5 молей KClO3?

1.10. Вычислить объем 320 г метана при давлении 2,4 . 105 Па и температуре 45 С.

1.11. Плотность газа по водороду равна 8,657. Вычислить массу 5,6 . 103 м3 газа при н. у.

1.12. Газ, плотность которого по воздуху 0,43, содержится в сосуде емкостью 50 л под давлением 2,15 . 105 Па при температуре 26 С. Определить массу газа в этом сосуде.

1.13. При каком давлении масса 8 . 103 м3 фтора составит 37 г, если температура равна 18 С?

1.14. Одно и то же количество металла соединяется с 0,6 г кислорода и 9,534 г галогена. Вычислить молярную массу эквивалента галогена.

1.15. Определить давление 240 г метана СН4 в сосуде емкостью 25 л при температуре –15 С.

1.16. При н. у. масса 0,82 . 103 м3 газа равна 2,057 . 103 кг. Определить молярную массу газа, плотность газа по воздуху и этану С2Н6.

1.17. Из скольких атомов состоят молекулы ртути в парообразном состоянии, если плотность паров ртути по воздуху равна 6,92?

1.18. При некоторой температуре плотность паров серы по азоту равна 9,14. Из скольких атомов состоят молекулы серы в данных условиях?

1.19. При давлении 120 кПа и температуре 87 С некоторое количество газа занимает объем 950 мл. Найти объем газа при н. у. и определить его количество (моль).

1.20. 1,6 г Са и 2,61 г Zn вытесняют из кислоты одинаковые количества водорода. Вычислить молярную массу эквивалента Zn, зная, что молярная масса эквивалента Са равна 20,0 г/моль.

1.21. Масса 1,4 л кислорода равна 2,0 г. Сколько литров кислорода расходуется при сгорании 10 г кальция, эквивалент которого равен 1/2 моль?

1.22. Некоторое количество металла, молярная масса эквивалента которого равна 27,9 г/моль, вытесняет из кислоты 0,35 л водорода, измеренного при н. у. Определить массу металла.

1.23. Мышьяк образует два оксида, из которых один содержит 65,2 % (масс.) Аs, а другой – 75,7 % (масс.) Аs. Определить молярные массы эквивалента мышьяка в обоих случаях.

1.24. 5,35 . 103 кг металла вытесняют из кислоты 5 . 103 м3 водорода (н. у.). Вычислить молярную массу эквивалента металла.

1.25. Определить массу металла, вытеснившего из кислоты 3,6 л водорода (н. у.), если молярная масса эквивалента металла равна 28 г/моль.

1.26. На восстановление 49 . 103 кг оксида двухвалентного металла израсходовано 30,5 . 103 м3 водорода (н. у.). Вычислить молярную массу эквивалента металла.

1.27. Оксид металла содержит 28,57 % (масс.) кислорода, а фторид того же металла – 48,72 % (масс.) фтора. Вычислить молярную массу эквивалента фтора.

1.28. Объемное содержание метана в коксовом газе составляет 25 % (н. у.). Найти количество (моль) и массу (г) СН4, содержащегося в 40 л газа.

1.29. Бертолетова соль при нагревании разлагается с образованием KCl и О2. Какую массу бертолетовой соли KClO3 нужно взять для получения 40 л кислорода?

1.30. Масса колбы вместимостью 900 мл, наполненной при 18 С хлороводородом, равна 127,3 г. Масса пустой колбы составляет 125,9 г. Определить давление хлороводорода в колбе.


^ 2. Периодический закон Д. И. Менделеева.

Строение атома и химическая связь. Молекулярное взаимодействие. Кристаллическое состояние вещества


Электронное строение атома. Квантовые числа; s-, p-, d-, f-состояния электронов. Понятие о волновых свойствах электрона. Принцип Паули и его ограничения. Атомные электронные орбитали, порядок их заполнения. Правило В. М. Клечковского. Структура электронных оболочек атомов, энергетические ячейки. Правило Гунда. Основное и возбужденные состояния атома.

Периодический закон Д. И. Менделеева. Периодическая система элементов. Ряды, периоды, группы и подгруппы. Порядковый номер элемента. Периодичность некоторых свойств атомов – радиусов атомов, энергии ионизации, энергии сродства к электрону, электроотрицательности. Сходство и различие химических и физических свойств элементов и их соединений в подгруппах и периодах, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Положение металлов, неметаллов и полупроводников в периодической системе элементов.

Общие представления о природе химической связи. Ковалентная связь. Ионная связь как предельный случай ковалентной полярной связи. Энергия и длина связи. Метод валентных связей (МВС). Понятие валентности с точки зрения МВС. Зависимость валентных возможностей элементов от их положения в Периодической системе. Понятие о методе молекулярных орбиталей.

Направленность ковалентных связей. Теория гибридизации валентных атомных орбиталей Л. Полинга. sp-, sp2-, sp3-гибридизации. Строение молекул.

Полярность химической связи. Дипольный момент двухцентровой связи и молекулы в целом.

Донорно-акцепторная связь и комплексные соединения. Водородная связь. Металлическая связь.

Межмолекулярное взаимодействие.

Общая характеристика агрегатных состяний вещества. Кристаллическое, аморфное и стеклообразное состояния. Монокристалл и поликристаллическое тело. Полиморфизм, аллотропия. Энантиоморфизм. Закон анизотропии. Закон построения междугранных углов.

Строение кристаллов, их классификация по симметрии внешней формы и по симметрии внутреннего строения. Пространственная и кристаллическая решетки. Элементарная ячейка. Основные типы кубических и гексагональных решеток. Координационное число, кратность, базис.

Плотность упаковки частиц в кристаллах. Плотнейшие упаковки. Междоузлия и их роль в процессах, протекающих в кристаллах.

Виды связи между частицами в кристаллах.

Реальные кристаллы. Точечные и протяженные дефекты. Влияние дефектов на свойства твердых тел. Современное толкование стехиометрических законов постоянства состава и простых кратных соотношений.


Пример 1. Составить электронную формулу элемента с порядковым номером 82. По форме записи определить, в каком периоде и группе находится данный элемент и какому семейству он принадлежит. Составить графическую схему заполнения электронами валентных орбиталей атома этого элемента в нормальном и возбужденном состояниях.

Решение. Согласно правилу Клечковского составляем электронную формулу элемента: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p2. Этот элемент – Pb, находится в 6 периоде (n = 6), IV группе (на последнем уровне 4 электрона), принадлежит p-семейству (последние электроны заполняют p-подуровень). Валентные орбитали в этом атоме – орбитали внешнего (шестого) уровня, 6s26p2 – электроны, определяющие химические свойства и валентность элемента. В основном состоянии графическая схема их заполнения имеет вид:

6s2 6p2


















В возбужденном состоянии один из 6s-электронов может быть переведен на вакантную 6p-орбиталь:

6s1 6p3



















Пример 2. Пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей Н–О и О–Rb в гидроксиде RbОН и определить:

– какая из связей в молекуле характеризуется большей степенью ионности;

– каков характер диссоциации этих молекул в водном растворе.

Решение. По данным табл. 1 вычисляем разность относительных электроотрицательностей для связей О–Н и О–Rb: О–Н = 3,5 – 2,1 = 1,4, О–Rb = 3,5 – 0,8 = 2,7. Связь О – Rb более полярна и характеризуется большей степенью ионности. Диссоциация на ионы в водных растворах будет осуствляться по наиболее ионной связи в соответствии со схемой:

Rb(OH)  Rb+ + OH,

то есть по типу оснований.


Пример 3. Как изменяется прочность связи в ряду СO2–SiO2–GeO2–SnO2? Указать причины этих изменений.

Решение. В указанном ряду размеры валентных электронных облаков элементов (C, Si, Ge, Sn) возрастают, что приводит к уменьшению степени их перекрывания с электронным облаком кислорода и к возрастающему удалению области перекрывания от ядра атома соответствующего элемента. Это вызывает ослабление притяжения ядер взаимодействующих атомов к области перекрывания электронных облаков, т. е. ослабление связи. С другой стороны, возрастающее экранирование ядер рассматриваемых элементов в ряду С–Si–Ge–Sn вследствие увеличения числа промежуточных электронных слоев также приводит к уменьшению прочности связи.


^ Индивидуальные задания


Условие задания (а) подробно сформулировано в первом варианте, поэтому в последующих вариантах дается в сокращенном виде.

2.1. а) Составьте электронную формулу атома Al и графическую схему заполнения электронами валентных орбиталей этого атома в нормальном и возбужденном состояниях;

б) пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей K–Cl, Ge–Cl. Какая из связей характеризуется большей степенью ионности?

2.2. а) Атом P;

б) какой характер имеют связи в молекулах NCl3 и CS2? Указать для каждой из них направление смещения общей электронной пары.

2.3. а) Атом Ca;

б) пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей Н–О и О–Cl в гидроксиде ClОН и определить:

  • какая из связей в молекуле характеризуется большей степенью ионности;

  • каков характер диссоциации этих молекул в водном растворе.

2.4. а) Атом Ti;

б) пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей H–O и Al–O. Какая из связей более полярна? К какому классу гидроксидов относится Al(OH)3?

2.5. а) Атом Sc;

б) как изменяется прочность связи в ряду HF–HCl–HBr–HI? Указать причины этих изменений.

2.6. а) Атом Mg;

б) пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей Ca–F, Mg–F. Какая из связей характеризуется большей степенью ионности?

2.7. а) Атом V;

б) какой характер имеют связи в молекулах NН3 и ClF? Указать для каждой из них направление смещения общей электронной пары.

2.8. а) Атом S;

б) пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей Н–О и О–K в гидроксиде KОН и определить:

– какая из связей в молекуле характеризуется большей степенью ионности;

– каков характер диссоциации этих молекул в водном растворе.

2.9. а) Атом Mn;

б) пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей H–O и В–О. Какая из связей более полярна? К какому классу гидроксидов относится В(OH)3?

2.10. а) Атом Zn;

б) как изменяется прочность связи в ряду LiCl–NaCl–KCl–RbCl? Указать причины этих изменений.

2.11. а) Атом Co;

б) пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей Na–O, Ca–O. Какая из связей характеризуется большей степенью ионности?

2.12. а) Атом As;

б) какой характер имеют связи в молекулах ICl5 и OF2? Указать для каждой из них направление смещения общей электронной пары.

2.13. а) Атом Ni;

б) пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей Н–О и О–Br в гидроксиде BrОН и определить:

– какая из связей в молекуле характеризуется большей степенью ионности;

– каков характер диссоциации этих молекул в водном растворе.

2.14. а) Атом Ge;

б) пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей H–O и As–О. Какая из связей более полярна? К какому классу гидроксидов относится As(OH)3?

2.15. а) Атом Sr;

б) как изменяется прочность связи в ряду H2О–H2S–H2Se–H2Te? Указать причины этих изменений.

2.16. а) Атом Ga;

б) пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей Li–Cl, Al–Cl. Какая из связей характеризуется большей степенью ионности?

2.17. а) Атом Se;

б) какой характер имеют связи в молекулах NF3 и CO2? Указать для каждой из них направление смещения общей электронной пары.

2.18. а) Атом Cl;

б) пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей Н–О и О–Na в гидроксиде NaОН и определить:

– какая из связей в молекуле характеризуется большей степенью ионности;

– каков характер диссоциации этих молекул в водном растворе.

2.19. а) Атом Zr;

б) пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей H–O и Sn–О. Какая из связей более полярна? К какому классу гидроксидов относится Sn(OH)2?

2.20. а) Атом Y;

б) как изменяется прочность связи в ряду BeH2–MgH2–CaH2–SrH2? Указать причины этих изменений.

2.21. а) Атом Tc;

б) пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей Na–Br, Al–Br. Какая из связей характеризуется большей степенью ионности?

2.22. а) Атом Cd;

б) какой характер имеют связи в молекулах H2S и SiO2? Указать для каждой из них направление смещения общей электронной пары.

2.23. а) Атом Sn;

б) пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей Н–О и О–I в гидроксиде IОН и определить:

– какая из связей в молекуле характеризуется большей степенью ионности;

– каков характер диссоциации этих молекул в водном растворе.

2.24. а) Атом Te;

б) пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей H–O и О–Sb. Какая из связей более полярна? К какому классу гидроксидов относится Sb(OH)3?

2.25. а) Атом Sb;

б) как изменяется прочность связи в ряду MgO–CaO–SrO–BaO? Указать причины этих изменений.

2.26. а) Атом Ba;

б) пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей Be–O, Ge–O. Какая из связей характеризуется большей степенью ионности?

2.27. а) Атом Cr;

б) какой характер имеют связи в молекулах AsH3 и SiO2? Указать для каждой из них направление смещения общей электронной пары.

2.28. а) Атом Ag;

б) пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей Н–О и О–Rb в гидроксиде RbОН и определить:

– какая из связей в молекуле характеризуется большей степенью ионности;

– каков характер диссоциации этих молекул в водном растворе.

2.29. а) Атом Nb;

б) пользуясь таблицей относительных электроотрицательностей, вычислить их разность для связей H–O и О–Ge. Какая из связей более полярна? К какому классу гидроксидов относится Ge(OH)2?

2.30. а) Атом In;

б) как изменяется прочность связи в ряду NH3–PH3–AsH3–SbH3? Указать причины этих изменений.


^ 3. Основы химической термодинамики и химического равновесия


Предмет и задачи химической термодинамики. Система, фаза, компонент, параметры. Функции состояния. Внутренняя энергия и энтальпия.

Закон Гесса как следствие первого начала термодинамики. Стандартные условия, Стандартная энтальпия образования. Следствие из закона Гесса. Термохимические расчеты. Температурная зависимость теплового эффекта реакции (закон Кирхгофа).

Второе начало термодинамики. Энтропия. Постулат Планка. Расчет энтропии. Условия самопроизвольного протекания химических реакций. Свободная и связанная энергии.

Константа равновесия. Равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Принцип подвижного равновесия Ле-Шателье.

Уравнения изотермы, изохоры и изобары химической реакции. Расчет констант равновесия.


Пример 1. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции: CH4(г) + CO2(г) = 2 CO(г) + 2 H2(г), если прореагировало 10 л метана.

б) Определить направление протекания данной реакции при ^ Т = 798 К (принять ср = const).

Решение. а) Используя уравнение следствия из закона Гесса, запишем для заданной реакции:

H298 = (2.Hf298 СО + 2.Hf298 Н2) – (Hf298 СН4 + Hf298 СО2),

в полученное соотношение подставим значения стандартных энтальпий образования компонентов реакции (см. приложение 2):

H298 = [2.(– 110) + 2.0] – [(–75) + (–393)] = –248 кДж.

При окислении 1 моль CH4 выделяется 248 кДж теплоты. При нормальных условиях объем 1 моль CH4 составляет 22,4 л. Объем 1 моль CH4 при стандартной температуре в соответствии с законом Гей-Люссака составит:



Используем пропорцию:

24,45 л CH4 при окислении выделяют 248 кДж теплоты,

10 л CH4х кДж теплоты,

х = 10.248/24,45 = 101,43 кДж.

б) Направление протекания реакции определяется по величине стандартного изменения свободной энергии Гиббса (G798):

G798 = H798 – 798.S798,

или: G798 = H298 + ср.(798 – 298) – 798.[S298 + ср ln (798 /298)].

Используя термодинамические данные из табл. 2, определим S298 и ср:

S298 = (2.S298 СО + 2.S298 Н2) – (S298 СН4 + S298 СО2) =

= (2.198 + 2.131) – (186 + 214) = 258 Дж/К = 0,258 к Дж/К,

ср = (2.ср СО + 2.ср Н2) – (ср СН4 + ср СО2) =

= (2.29 + 2.29) – (36 + 37) = 43 Дж/К = 0,043 к Дж/К.

Подставив найденные значения H298, S298 и ср в выражение для G798, получим:

G798 = –248 + 0,043.500 – 798.[0,258 + 0,043 ln(798 /298)] = – 466,2 кДж

Отрицательное значение G798 показывает, что реакция пройдет в прямом направлении.


^ Индивидуальные задания


3.1. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

Fe3O4 (к) + CO (г) = 3 FeO (к) + CO2 (г),

если получено 150 л CO2 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 500 К (принять ср = const).

3.2. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

CuCl2 (к) + H2O (г) = CuO (к) + 2 HCl (г),

если получено 120 г CuO при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 200 К (принять ср = const).

3.3. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

CS2 (ж) + 3 O2 (г) = 2 SO2 (г) + CO2 (г),

если получено 30 л CO2 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 950 К (принять ср = const).

3.4. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

S2 (г) + 4 СO2 (г) = 2 SO2 (г) + 4 CO2 (г),

если получено 50 л CO при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 400 К (принять ср = const).

3.5. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

SO2 (г) + 2 H2S (г) = 3 S (ромб.) + 2 H2O (ж),

если получено 16 г серы при ^ Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 110 К (принять ср = const).

3.6. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

Fe3O4 (к) + H2 (г) = 3 FeO (к) + H2O (г),

если было израсходовано 20 л H2 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 200 К (принять ср = const).

3.7. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

2 HI (г) + Cl2 (г) = 2 HCl (г) + I2 (г),

если получено 5 л I2 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 350 К (принять ср = const).

3.8. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

2 PbS (к) + 3 O2 (г) = 2 PbO (к) + 2 SO2 (г),

если получено 15 л SO2 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 150 К (принять ср = const).

3.9. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

3 Fe (к) + 4 H2O (г) = Fe3O4 (к) + 4 H2 (г),

если прореагировало 112 г Fe при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 1450 К (принять ср = const).

3.10. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

3 NiO (к) + 2 Al (к) = 3 Ni (к) + Al2O3 (к),

если получено 118 г Ni при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 150 К (принять ср = const).

3.11. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

2 V (к) + 5 CaO (к) = V2O5 (к) + 5 Ca (к),

если прореагировало 140 г CaO при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 1000 К (принять ср = const).

3.12. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

Sb2S3 (к) + 3 Fe (к) = 3 FeS (к) + 2 Sb (к),

если получено 122 г Sb при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 420 К (принять ср = const).

3.13. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

2 NH3 (г) + 3 Cl2 (г) = N2 (г) + 6 HCl (г),

если получено 15 л N2 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 790 К (принять ср = const).

3.14. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

2 N2 (г) + 6 H2O (г) = 4 NH3 (г) + 3 O2 (г),

если получено 10 л NH3 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 520 К (принять ср = const).

3.15. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

C2H4 (г) + 3 O2 (г) = 2 CO2 (г) + 2 H2O (ж),

если получено 15 л CO2 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 298 К (принять ср = const).

3.16. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

2 CH3OH (г) + 3 O2 (г) = 4 H2O (г) + 2 CO2 (г),

если получено 60 л CO2 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 250 К (принять ср = const).

3.17. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

CO2 (г) + 4 H2 (г) = CH4 (г) + 2 H2O (ж),

если прореагировало 50 л CO2 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 1200 К (принять ср = const).

3.18. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

4 HCl (г) + O2 (г) = 2 Cl2 (г) + 2 H2O (ж),

если получено 35 л Cl2 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 900 К (принять ср = const).

3.19. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

NH4NO3 (к) = N2O (г) + 2 H2O (г),

если получено 10 л N2O при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 740 К (принять ср = const).

3.20. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

Fe3O4 (к) + CO (г) = 3 FeO (к) + CO2 (г),

если получено 100 л CO2 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 800 К (принять ср = const).

3.21. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

3 Fe2O3 (к) + H2 (г) = 2 Fe3O4 (к) + H2O (г),

если прореагировало 160 г Fe2O3 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 1500 К (принять ср = const).

3.22. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

2 AgNO3 (к) = 2 Ag (к) + 2 NO2 (г) + O2 (г),

если получено 25 л O2 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 580 К (принять ср = const).

3.23. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

BaO (к) + 2 NO2 (г) + O2 (г) = Ba(NO3)2 (к),

если прореагировало 80 л O2 при ^ Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 1150 К (принять ср = const).

3.24. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

FeO (к) + CO (г) = Fe (к) + CO2 (г),

если получено 40 л CO2 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 680 К (принять ср = const).

3.25. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

CaCO3 (к) = CaO (к) + CO2 (г),

если получено 70 л CO2 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 250 К (принять ср = const).

3.26. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

CO (г) + H2O (г) = CO2 (г) + H2 (г),

если получено 15 л CO2 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 450 К (принять ср = const).

3.27. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

C (графит) + CO2 (г) = 2 CO (г),

если прореагировало 35 л CO2 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 590 К (принять ср = const).

3.28. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

2 NO (г) + O2 (г) = 2 NO2 (г),

если получено 90 л NO2 при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 920 К (принять ср = const).

3.29. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

Na2CO3 (к) + C (графит) + H2O (г) = 2 NaOH (к) + 2 CO (г),

если получено 60 л CO при ^ Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 390 К (принять ср = const).

3.30. а) Пользуясь справочными данными, рассчитать H298 реакции:

2 Mg (к) + CO2 (г) = 2 MgO (к) + C (графит),

если получено 20 г MgO при Т = 298 К и стандартном состоянии компонентов реакции.

б) Определить направление протекания данной реакции при Т = 820 К (принять ср = const).


^ 4. Кинетика химических реакций. Катализ


Понятие о скорости химической реакции. Закон действия масс для скорости реакции. Молекулярность и порядок реакции.

Зависимость скорости от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Активные молекулы, энергия активации. Графический и аналитический методы расчета энергии активации. Кинетика гетерогенных процессов.

Явление катализа. Сущность гомогенного и гетерогенного катализа. Ингибиторы.


Пример 1. Как изменится скорость реакции 2 NO (г) + O2 (г) = 2 NO2 (г), если общее давление в системе уменьшить в 5 раз?

Решение. Уменьшение давления в системе в 5 раз вызовет увеличение объема системы в 5 раз, а концентрация реагирующих веществ при этом уменьшается в 5 раз.

Начальная скорость реакции равна: v1 = k с2NO сO2.

В результате уменьшения давления в 5 раз:




Пример 2. В какую сторону сместится равновесие в реакции:

CO2 (г) + C (тв) = 2 CO (г); H  0

а) при повышении температуры; б) при увеличении давления? Напишите выражение для константы равновесия.




Скачать 0,66 Mb.
оставить комментарий
страница1/3
Дата27.09.2011
Размер0,66 Mb.
ТипПрограмма, Образовательные материалы
Добавить документ в свой блог или на сайт

страницы:   1   2   3
отлично
  1
Ваша оценка:
Разместите кнопку на своём сайте или блоге:
rudocs.exdat.com

Загрузка...
База данных защищена авторским правом ©exdat 2000-2017
При копировании материала укажите ссылку
обратиться к администрации
Анализ
Справочники
Сценарии
Рефераты
Курсовые работы
Авторефераты
Программы
Методички
Документы
Понятия

опубликовать
Загрузка...
Документы

наверх